PDF QUÍMICA - EQUILÍBRIO QUÍMICO

Prévia do material em texto

Química 
Equilíbrio Químico 
Equilíbrio Químico 
 Equilíbrio químico é o nome dado ao ramo 
da Físico-Química que estuda toda e 
qualquer reação reversível, na qual 
existem duas reações possíveis, uma 
direta (em que os reagentes se 
transformam em produtos) e uma inversa 
(em que os produtos se transformam em 
reagentes). Essas reações apresentam a 
mesma velocidade 
 
 Resumo de equilíbrio químico 
 Velocidade da reação direta é sempre 
igual à da inversa. 
 Graficamente, é detectado quando as 
curvas passam a ser constantes em 
relação ao eixo y. 
 Podem ter participantes gasosos, líquidos, 
aquosos ou sólidos. 
 Pode ser calculado em relação à 
concentração (mol/L), à pressão parcial ou 
ao número de íons. 
 De acordo com o estudo da quantidade de 
cátions hidrônio e hidróxido, os meios 
podem ser classificados em ácidos, básicos 
ou neutros. 
 Quando envolve a dissolução de um sal 
em água, a constante de equilíbrio passa a 
envolver a hidrólise salina. 
 Se a solução é formada por ácido ou base 
fraca, juntamente com um sal, forma-se 
uma solução-tampão. 
 
Introdução sobre equilíbrio 
químico 
 Toda reação química possui uma 
velocidade. No caso das reações 
reversíveis, a reação direta tem a sua, 
enquanto a indireta tem a dela. O processo 
só entrará em equilíbrio químico quando 
as duas velocidades se tornarem 
absolutamente iguais. 
 
 Condições para ocorrência de um equilíbrio 
químico conforme exposto, um equilíbrio químico 
só ocorrerá: 
 Se a reação for reversível; 
 Quando a velocidade da reação direta for igual à 
da reação inversa; 
 Se a reação ocorrer em ambiente fechado (no 
caso de gases). 
 
Gráficos 
 O gráfico de equilíbrio químico apresenta 
sempre as mesmas variáveis: tempo, no 
eixo x, e concentração em mol/L, no eixo 
y. Qualquer curva descendente pertence a 
um reagente, e qualquer curva 
ascendente pertence a um produto. 
 
Exemplos de E.Q 
 Exemplo 1: Equilíbrio gasoso. 
 
 Exemplo 2: Equilíbrio com participante 
sólido. 
 
 Exemplo 3: Equilíbrio com participante 
dissolvido em água (meio aquoso). 
 
 
Constante de equilíbrio 
químico em termos de 
concentração 
 Constante de equilíbrio em termos de 
concentração (mol/L) ou simplesmente 
Kc é a relação estabelecida entre as 
concentrações molares de produtos e de 
reagentes presentes em uma reação 
elevadas aos seus respectivos expoentes. 
 Observe o seguinte equilíbrio: 
 
 O Kc desse equilíbrio terá no numerador 
a multiplicação entre as concentrações 
dos produtos (C e D). No denominador, 
teremos a multiplicação entre as 
concentrações dos reagentes (A e B). 
Todos as concentrações deverão ser 
elevadas aos seus respectivos coeficientes 
estequiométricos (a, b, c, d). 
 
 Agora, observe o equilíbrio com 
participantes gasosos abaixo: 
 
 A expressão da constante de equilíbrio 
(Kc) para essa reação será: 
 
 Obs.: os participantes no estado sólido são sempre 
constantes, por isso, não participam da expressão 
do Kc 
 
. 
 Como o Al2O3 e o Al são sólidos, não 
entrarão na expressão do Kc. Em suas 
posições, colocamos o número 1. 
 
 Exemplo: Em determinadas condições de 
temperatura e pressão, existe 0,5 mol/L 
de N2O4 em equilíbrio com 2,0 mols/ L 
de NO2, segundo a reação abaixo: 
 
 A constante de equilíbrio (Kc) desse 
equilíbrio, nas condições da experiência, 
será numericamente igual a: 
Kc = [NO2]2 
[N2O4] 
Kc = (2)2 
0,5 
Kc = 8 mols/L 
Constante de equilíbrio 
químico em termos de 
pressão 
 A constante de equilíbrio em termos de 
pressão parcial é representada pela sigla 
Kp e é determinada quando pelo menos 
um dos componentes do equilíbrio, seja 
ele reagente ou produto, está no estado 
gasoso. 
 
 Para expressar a constante Kp desse 
equilíbrio, seguimos o mesmo princípio da 
determinação do Kc, ou seja, produtos no 
numerador e reagentes no denominador. 
 
 O cálculo da expressão do equilíbrio Kp 
segue como realizado anteriormente com 
o Kc. A única diferença é que utilizamos as 
pressões parciais dos participantes em vez 
de usarmos a concentração em mol/L. 
Grau de equilíbrio 
 Representado pela sigla α, o grau de 
equilíbrio indica a quantidade, em 
porcentagem (%), de matéria do reagente 
que reagiu durante a reação. Para calculá-
lo, devemos utilizar a seguinte expressão: 
 
 O resultado do grau de equilíbrio deve ser 
sempre multiplicado por 100 para que seja 
transformado em porcentagem 
 Exemplo: Aqueceram-se 2 mols de PCℓ5 
em um recipiente fechado com 
capacidade de 2 L. Atingindo o equilíbrio, 
o PCℓ5 estava 40% dissociado em PCℓ3 
e Cℓ2. Calcule a constante de equilíbrio. 
 A equação que representa o equilíbrio é: 
 
 O enunciado indica que foram adicionados 
2 mol de PCl5 em um recipiente de 2L. 
Logo, sua concentração é de 1 mol/L. 
 Se, inicialmente, havia 1 mol/L, e 40% (0,4) 
dele foi dissociado: 
 α = Concentração que 
reagiu/concentração inicial 
 0,4 = Concentração que reagiu/1 
 Concentração que reagiu = 0,4 mol/L 
 De acordo com a equação, a 
estequiometria dela é de 1:1:1. Logo, o que 
reage é o que forma no produto. Assim, 
foram formados 0,4 mol/L de PCl3 e 0,4 
mol/L Cl2. Com relação ao PCl5 é 
diferente: no início tínhamos 1 mol/L e 
reagiu 0,4 mol/L. Logo, sobraram 0,6 
mol/L. 
 Por fim, basta utilizarmos os valores para 
realizar o cálculo do Kc 
 Kc = [PCl3]x[Cl2] 
 [PCl5] 
 Kc = 0,4x0,4 
 0,6 
 Kc = 0,26 mol/L (aproximadamente) 
Constante de ionização 
 A constante de ionização (representada 
pelas siglas Ki, Ka, Kb, Kd) é a relação 
estabelecida entre eletrólito (ácido ou 
base) dissolvido em água e os íons 
liberados. 
 Quando um ácido (HX) é dissolvido em 
água, sofre ionização, produzindo o cátion 
hidrônio (H+) e um ânion (X-) qualquer: 
 
 A expressão do Ki para esse ácido é: 
 
 Obs.: quanto maior for o valor da constante, mais 
forte ele é. 
Constante do produto de 
solubilidade 
 Essa constante, representada por Kps ou 
Ks, está relacionada com a dissolução de 
sais muito pouco solúveis em água. 
Quando um sal (YX) de baixa solubilidade 
está em água, uma pequena parte dele 
dissolve-se, dissociando-se. Forma-se, 
então, um equilíbrio químico entre os íons 
liberados e os cristais do eletrólito (sal). 
 Para determinar a expressão do Kps, 
utiliza-se apenas o produto da 
concentração em mol/L dos íons (cátion 
Y+ e ânion X-), já que a maior parte do 
eletrólito está no estado sólido, o qual não 
participa de uma constante. 
 
 Exemplo: O produto de solubilidade (Kps) 
do Pb(OH)2 é dado pela expressão: 
a) Kps = [Pb2+][OH–]2 
b) Kps = [Pb2+]2 [OH
–] 
c) Kps = [Pb(OH)2] 
d) Kps = [Pb2+] + [OH–]2 
e) Kps = [Pb2+] / [OH–] 
 Quando a base Pb(OH)2 é adicionada em 
água, forma-se o seguinte equilíbrio de 
dissolução: 
 
 Os íons liberados são o chumbo II (Pb+2) 
e o hidróxido (OH-). Na expressão do Kps, 
o cátion será elevado a um, por 
apresentar apenas uma unidade na 
fórmula, e o ânion será elevado ao 
quadrado, por apresentar duas unidades na 
fórmula. 
 
 Resposta item C 
Deslocamento de equilíbrio 
(Princípio de Le Chatelier) 
 De acordo com o princípio de Le 
Chatelier, existem três variáveis que 
podem perturbar um equilíbrio: 
temperatura, pressão e concentração. 
Sempre que um equilíbrio for perturbado, 
ele irá trabalhar de forma contrária à 
perturbação para criar uma nova situação 
de equilíbrio. 
 Concentração: Se a concentração de um 
participante diminui, o equilíbrio desloca-se 
para o lado dele. Se a concentração de um 
participante aumenta, o equilíbrio desloca-
se para o lado contrário. 
 Temperatura: Se a temperatura aumenta, 
o equilíbrio desloca-se no sentido 
endotérmico. Se a temperatura diminui, o 
equilíbrio desloca-se no sentido 
exotérmico. 
 Obs.: desses fatores, a temperatura é o 
único fator que modifica a constante de 
equilíbrio (Kc). 
 Pressão: Se a pressãoaumenta, o 
equilíbrio desloca-se no sentido que 
apresenta menor volume. Se a pressão 
diminui, o equilíbrio desloca-se no sentido 
que apresenta maior volume. 
 Exemplo: Observe o seguinte equilíbrio 
químico: 
 
 Sobre esse equilíbrio químico, são 
formuladas as proposições abaixo: 
 I. A constante de equilíbrio pode ser 
designada por constante de ionização de 
ácido. 
 II. Quanto maior for a constante de 
equilíbrio, mais forte será o eletrólito. 
 III. O equilíbrio pode ser deslocado pela 
adição de uma base. 
 IV. A constante de equilíbrio independe da 
temperatura. 
 São afirmações corretas apenas: 
a) I e II 
b) I e III 
c) I e IV 
d) I, II e III 
e) II, III e IV 
 I- Verdadeira, porque é um equilíbrio de 
um ácido. 
 II- Verdadeira, porque quanto maior a 
constante de equilíbrio, maior a força 
 III- Verdadeira, pois a hidroxila da base tem 
afinidade com H+ do ácido, o que alteraria 
a concentração de H+ no equilíbrio. 
 IV- Falsa, porque a constante de equilíbrio 
depende da temperatura. 
Casos particulares 
 Relação entre equilíbrio iônico da água e 
pH das soluções 
 A água é uma substância que sofre 
autoionização, ou seja, ela produz cátion 
hidrônio (H+) e ânion hidróxido (OH-), 
porém a quantidade de íons formada é 
muito pequena, formando o equilíbrio 
químico abaixo: 
 
 Assim, sempre que tivermos uma solução 
aquosa, teremos o equilíbrio iônico da 
água. A constante de ionização da água, 
representada por Kw, é dada pela 
seguinte expressão: 
 
 Obs.: a água não aparece na expressão 
por ser uma constante na sua equação. 
 De acordo com dados experimentais, 
sabe-se que, em temperatura ambiente, a 
concentração dos íons hidrônio e hidróxido 
produzidos pela água é igual a 10-7 mol/L. 
A presença de uma substância (dissolvida) 
na água pode modificar a quantidade de 
íons hidrônio e hidróxido. 
 Como a grande maioria das substâncias 
utilizada no nosso dia a dia está dissolvida 
na água (soluções aquosas), a quantidade 
de cátions hidrônio e ânions hidróxido 
passou a ser uma referência para 
determinar a característica de um meio. 
Logo: 
 Meio ácido ou de pH menor que 7: trata-
se de um equilíbrio químico em que a 
concentração de hidrônio é maior que a 
de hidróxido. 
 Meio básico ou de pH maior que 7: trata-
se de um equilíbrio químico em que a 
concentração de hidrônio é menor que a 
de hidróxido. 
 Meio neutro ou de pH igual a 7: trata-se 
de um equilíbrio químico em que a 
concentração de hidrônio é igual à de 
hidróxido. 
Equilíbrio químico e 
hidrólise salina 
 Quando um sal é dissolvido em água, além 
do equilíbrio de ionização da água, 
passamos a ter o equilíbrio de dissociação 
do sal (YW libera um cátion diferente de 
hidrônio e um ânion diferente de 
hidróxido). Logo, no meio, temos dois 
cátions e dois ânions. 
 
 A hidrólise ocorre quando pelo menos um 
dos íons provenientes da água interage 
com um dos íons do sal (cátion com 
ânion), formando ácido ou base. Porém, 
isso só ocorre se o eletrólito (ácido ou 
base) a ser formado for de natureza fraca. 
 Exemplo: Em uma determinada solução 
aquosa de NaCl, é verificado pH = 7. Isso 
se deve ao fato de: 
a) Ocorrer apenas hidrólise do cátion Na+. 
b) Ocorrer apenas hidrólise do ânion Cl–. 
c) Não ocorrer hidrólise, porque o NaOH e 
HCl são eletrólitos fortes. 
 
d) Ocorrer hidrólise do cátion e do ânion. 
e) NaOH e HCl serem eletrólitos fracos 
 O NaCl, ao se dissolver na água, libera o 
cátion sódio (Na+), que é proveniente de 
eletrólito forte (por pertencer à família IA 
da tabela periódica), e o ânion cloreto (Cl-
), que também é proveniente de um 
eletrólito forte (HCl, um dos três hidrácidos 
fortes). 
 Por isso, nesse exemplo, não ocorre 
hidrólise de nenhum dos íons provenientes 
do sal. 
 Resposta: Letra c 
Equilíbrio químico e 
soluções-tampão 
 Sabe-se que um ácido, base ou sal, quando 
dissolvidos em água, sofrem dissociação, 
resultando em um equilíbrio iônico. 
 Quando um ácido fraco (que dissocia 
pouco), HX, é misturado com um sal (que 
apresenta o mesmo ânion do ácido), YX, 
ou quando uma base fraca (que também 
dissocia pouco), ZOH, é misturada com um 
sal (que apresenta o mesmo cátion da 
base), ZW, teremos a formação de uma 
solução-tampão. 
 
 Nesse tipo de solução, temos sempre a 
presença de dois equilíbrios químicos. Sua 
principal característica é de que esses 
equilíbrios não sofrem grandes 
perturbações nem alterações no seu pH 
quando recebem eletrólitos que ionizam 
muito, como ácidos ou bases fortes. 
 Um exemplo de solução-tampão é a mistura 
formada pelo ácido cianídrico (um ácido fraco, de 
fórmula HCN) e o sal cianeto de sódio (de fórmula 
NaCN). 
Fórmulas utilizadas no 
equilíbrio químico 
 Além das fórmulas utilizadas para o cálculo 
das constantes do equilíbrio químico em 
termos de pressão (Kp) e concentração 
(Kc), temos as seguintes fórmulas: 
 Para constante de ionização de um ácido 
(Ki ou Ka). 
 
 Para constante de dissociação de uma 
base (Kd ou Kb) 
 
 Para cálculo das constantes de ionização 
ou dissociação em soluções diluídas (Lei da 
diluição de Ostwald). 
 
 Sendo que, nessas fórmulas, M é a 
concentração em mol/L do eletrólito, e α 
é o grau de ionização ou de dissociação 
do eletrólito. 
Exercício sobre equilíbrio 
químico no Enem 
(Enem). Alguns profissionais burlam a 
fiscalização quando adicionam quantidades 
controladas de solução aquosa de hidróxido de 
sódio a tambores de leite de validade vencida. 
Assim que o teor de acidez, em termos de 
ácido lático, encontra-se na faixa permitida 
pela legislação, o leite adulterado passa a ser 
comercializado. A reação entre hidróxido de 
sódio e ácido lático pode ser representada 
pela equação química: 
 
CH3CH(OH)COOH(aq) + NaOH(aq) → 
CH3CH(OH)COONa(aq) + H2O(I) 
Equilíbrio entre ácido lático e hidróxido de 
sódio 
A consequência dessa adulteração é: 
a) o aumento do pH do leite. 
b) a diluição significativa do leite. 
c) a precipitação do lactato de sódio. 
d) a diminuição da concentração de sais. 
e) o aumento da concentração dos íons 
H+. 
O hidróxido de sódio é uma base forte, 
que dissocia muito e libera muitos ânions 
hidróxido. Com sua adição, ocorrerá um 
aumento do pH do leite. 
Resposta: Letra a